284136099 quimica-ceneval-2015

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
1
PROF. LIC. MC. JAVIER EVANGELISTA ORBEGOSO IDEA EDUCATIVA
1. INTRODUCCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA
DEFINICIÓN Y CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA
La química es la ciencia que trata de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la
materia, así como de las leyes que rigen esos cambios y transformaciones.
LA QUÍMICA: SU IMPORTANCIA EN LA VIDA COTIDIANA Y RELACIÓN CON OTRAS CIENCIAS
La química es una ciencia que ha permitido conocer, interpretar y transformar nuestro ambiente; la
química está presente en nuestro entorno diario, proporcionándonos beneficios invaluables, pero la falta
de control y ética en su uso también puede causarnos problemas.
A la pregunta química ¿para qué?, algunas respuestas son: “para elaborar materiales semejantes a los
naturales, más económicos y sin dañar el entorno ecológico y para conocer la composición de la
estructura de los materiales”. La química participa en los campos de acción de otras ciencias, de tal
manera que se derivan, la bioquímica, la fisicoquímica, etc.
DIFERENCIA ENTRE CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
- Cambio físico.- Cuando las modificaciones no alteran la composición íntima de las sustancias,
dichos cambios desaparecen cuando cesa la causa que los originó. En este tipo de cambios se
modifica la forma, el tamaño, el estado de movimiento o el estado de agregación; la energía
implicada es pequeña. Ejemplos: formación del arcoíris, fusión de la cera, disolución del azúcar,
dilación de un metal, transmisión del calor, cambios de estado, la elasticidad, el magnetismo, la
propagación de la luz.
- Cambio químico.- Cuando el cambio experimentado modifica la naturaleza íntima de las
sustancias y no es reversible. Antes y después del cambio se tienen substancias diferentes con
propiedades diferentes. La energía desprendida o absorbida es mayor que el cambio físico.
Ejemplos: corrosión de metales, explosión de una bomba, uso de un acumulador, revelado de una
fotografía, combustión de un cerillo, fotosíntesis, electrolisis del agua, el proceso de digestión, la
fermentación, etc.
2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
- ÁTOMO.- Partícula más pequeña característica de un elemento.
- MOLÉCULA.- Partícula más pequeña de una sustancias dad (neutra) capaz de existir
independientemente y que conserva sus propiedades Químicas, se componen de átomos unidos
químicamente de acuerdo con su valencia, pueden ser diatómicas (O3) o poliatómicas (Na2SO4),
se representa con formulas químicas.
- ELEMENTO.- Sustancia básica que no se descompone en sustancias más simples por métodos
químicos ordinarios. Son 115 elementos, 92 naturales y el resto artificiales. La mayoría son
sólidos, cinco son líquidos en condiciones ambientales y doce son gaseosos. Son abundantes
otros no, algunos son raros, radiactivos y algunos se sintetizan en el laboratorio.
- ION.- Átomo con carga eléctrica que se forma por la ganancia ó pérdida de electrones. Se
clasifica en dos tipos: cation y anion.
- CATION.- ion con carga positiva. Se forma por la perdida de electrones en átomos metálicos.
- ANION.- ion con carga negativa. Se forma por la ganancia de electrones en átomos no metálicos.
- COMPUESTO.- Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos
químicamente en proporciones definidas. Los compuestos sólo se pueden separar en sus
componentes puros (elementos) por medios químicos.
- ISÓTOPO.- Son átomos que tienen el mismo número de protones pero difieren en su número de
neutrones, por lo tanto estos elementos difieren en su número de masa. Los diferentes elementos
de los isótopos no son estables y se presentan en la naturaleza en la misma proporción. Ejemplo:
1H1
Hidrogeno ligero o normal 1H2
Hidrogeno pesado o deuterio 1H3
Hidrogeno radiactivo o tritio
8O16
8O17
8O18

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
2
- SOLUCIÓN.- Mezcla homogénea formada por un disolvente y un soluto.
- MATERIA.- Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.- El contenido de materia en el universo siempre
permanece constante.
ENERGÍA.- Capacidad de realizar trabajo
TIPOS DE ENERGÍA.- Algunas manifestaciones energéticas comunes son: energía mecánica, energía
Solar, energía química, energía eléctrica, energía hidráulica, energía calorífica, energía luminosa,
energía nuclear, energía eólica, energía geotérmica.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.- La energía puede ser convertida de una forma a otra,
pero no se puede crear o destruir. En otras palabras, la energía total del universo es constante.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.- La materia de acuerdo a su propiedades físicas se
clasifica en tres estados de agregación; fase sólida, liquida y gaseosa; los nuevos estados son el plasma
y condensado de Bose-Einstein.
 Fase sólida. Fase que ocupa un volumen fijo y tiene una forma definida, la movilidad de las
partículas es nula y la fuerza de cohesión entre ellas es muy alta.
 Fase liquida. Esta fase ocupa un volumen dado por la forma del recipiente, la movilidad y su
cohesión de las partículas es intermedia.
 Fase gaseosa. Fase que no tiene, ni forma, ni volumen definido, tiende a ocupar el volumen del
recipiente en el que se encuentra confinado y sus partículas tienen una gran energía cinética,
presentan movimientos desordenados y la fuerza de cohesión es muy baja.
Plasma. Cuando un gas se calienta a temperaturas cercanas a los 10000 grados, la energía cinética de
las moléculas aumenta lo suficiente para que al vibrar y chocar, las moléculas se rompan en átomos. A
temperaturas más altas, los electrones se ionizan de los átomos y la sustancia se convierte en una
mezcla de electrones e iones positivos: un plasma altamente ionizado. Podemos considerar al plasma
como un gas que se ha calentado a temperatura elevada que sus átomos y moléculas se convierten en
iones. La concentración de partículas negativas y positivas es casi idéntica, por lo que es eléctricamente
neutro y buen conductor de la corriente eléctrica.
Condensado de Bose –Einstein. Gas que se ha enfriado a una temperatura próxima al cero absoluto. Los
átomos pierden energía, se frenan y se unen para dar origen a un superátomo insólito.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
3
Métodos de separación de mezclas
- DECANTACIÓN. Es utilizado para separar un sólido de grano grueso de un líquido, consiste en
vaciar el líquido después de que se ha sedimentado el sólido. Este método también se aplica en la
separación de dos líquidos no miscibles y de diferentes densidades.
- FILTRACIÓN. Permite separar un sólido de grano relativamente fino de un líquido empleando un
medio poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido pero retiene el sólido, los filtros
más comunes son el papel, fibras de asbesto, fibras vegetales, redes metálicas y tierras raras.
- CENTRIFUGACIÓN. Método que permite separar un sólido insoluble de grano muy fino y de difícil
sedimentación de un líquido. Se incrementa la temperatura del líquido en la centrífuga; por medio
de translación acelerado se incrementa la fuerza gravitacional provocando la sedimentación del
sólido o de las partículas de mayor densidad.
- DESTILACIÓN. Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles aprovechando sus
diferentes puntos de ebullición, también permite separar componentes volátiles o solubles en
agua u otros disolventes, incluye una serie de evaporación y condensación sucesivas.
- CRISTALIZACIÓN. Consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra en solución,
finalmente el sólido queda como cristal, el proceso involucra cambio de temperatura, agitación,
eliminación del solvente, etc.
- EVAPORACIÓN. Por este método se puede separar rápidamente un sólido disuelto en un líquido,
se incrementa la temperatura del líquido hasta el punto de ebullición, con lo cual se evapora y el
sólido queda en forma de polvo seco.
- SUBLIMACIÓN. Es el paso de un sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido, por una alta
temperatura.
- SOLIDIFICACIÓN. Este cambio requiere y se presenta cuando un líquido pasa al estado sólido.
- CONDENSACIÓN. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido, supone la disminución de la
temperatura.
MATERIA
Todo lo que estructura el Universo
SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS
- Solo una sustancia está presente
- Composición definida
- No pueden separarse por métodos físicos
- Temperatura constante durante el cambio de estado
- Combinación de dos o más sustancia
- Composición variable
- Los componentes pueden separarse por medios físicos
- Temperatura variable durante el cambio de estado
ELEMENTOS COMPUESTOS HOMOGENEAS HETEROGENEAS
- Sustancias simples
- No pueden separarse
por métodos químicos.
- Poseen propiedades
específicas: Au, Ag, Hg
- Constituido por dos o
más elementos
- Pueden separarse
por medios químicos
- Poseen propiedades
específicas.
Una sola fase
Sus propiedades son
diferentes a las de los
componentes individuales:
aire, gasolina, pintura,
leche.
Diversas fases
Sus propiedades
dependen de las
propiedades Individuales
de las fases; rocas,
madera.
SOLUCIONES
SÓLIDAS
LÍQUIDAS GASEOSAS
Gas-sólido: H2 en Pt
Líquido-sólido: Hg - Ag
Sólido-líquido: Cu - Ag
Gas-líquido:CO2 – H2O
Sólido-líquido: NaCl -H2O
Sólido-líquido: CH2-CH2-H2O
Aire

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
4
- LICUEFACCIÓN. Es el paso del estrado gaseoso al estado líquido se logra disminuyendo la
temperatura. y aumentando la presión.
Su = Sublimación
Sur = Sublimación regresiva G
S =Solidificación L
F= Fusión Su
E= Evaporación Sur E C
C=Condensación
L= Licuefacción S
S L
F
3. ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Y TEORÍA CUÁNTICA
El átomo está conformado por tres partículas. Neutrones, protones y electrones, el protón deriva de la
palabra griega protos que significa primera que, el protón es la primera aparecida ó electrón positivo.
El protón pesa aproximadamente una uma (unidad de masa atómica) 1836 veces más pesada que el
electrón. Sufre pequeños desplazamientos con relación al centro del átomo y puede ser expulsado del
sistema al que pertenece en forma violenta para ya libre convertirse en partícula alfa. El protón tiene
una energía potencial alta; cuando el núcleo es grande y es poco estable se da lugar las fisiones
espontáneas, pero puede ser separada del átomo al bombardear el núcleo con neutrones.
El neutrón pesa poco menos que el neutrón, carece de carga. La desintegración depende del número de
protones y número de neutrones que hay a en el núcleo. La relación de protones y neutrones en los
elementos oxígeno, helio, nitrógeno, hasta el calcio es igual a 1.
El electrón. Es una partícula ligera a comparación del protón, tiene una carga negativa y gira alrededor
del núcleo presentando un movimiento de rotación llamado spin.
Cuando un fotón choca con un electrón, le cede su energía, la absorbe alejándolo del núcleo o fuera del
sistema, si queda dentro del sistema se deshace de su sobrecarga en forma de fotón irradiando energía,
volviéndose a un nivel anterior. A este fenómeno se llama activación del átomo.
Partícula
Carga eléctrica
g u.m.a.
Localización
del átomo
símbolo
Coulomb
Electrón 1.6x10-19
-1 9.1x10-28
0.00055
Gira
alrededor
del núcleo
e-
Protón 1.6x10-19
+1 1.67x10-24
1.00727
En el núcleo
p+
Neutrón 0 0 1.68x10-24
1.00866
En el núcleo
N0
CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es el número de protones que hay en el núcleo atómico. Determina la identidad
del átomo.
Z = p Donde: Z = número atómico p = número de protones
NÚMERO DE MASA (A).- Es el número de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Se calcula
a partir del peso atómico del elemento.
A = p + n Donde: A = número de masa p = número de protones n =
número de neutrones
MASA ATÓMICA.- Es la suma porcentual de la masa de los isótopos de una muestra de átomos del mismo
elemento, su unidad es la u.m.a. (unidad de masa atómica) La masa del isótopo de carbono 12 es de 12
u.m.a y las masas se expresan con relación a ésta y se miden en u.m.a.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
5
MODELOS ATÓMICOS
Para elaborar esta teoría atómica, Dalton considero la propiedad general de la materia: la masa. Es
decir, el átomo está caracterizado por su masa. La teoría de Dalton ha pasado por varias modificaciones
y algunos postulados han sido descartados. Sin embargo aún representa la piedra angular de la química
moderna.
Postulados de la teoría atómica de Dalton:
 Toda la materia se compone de partículas diminutas, llamadas átomos que son indestructibles e
indivisibles.
 Todos los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño y masa, y los átomos de diferentes
elementos presentan tamaño y masa distintos.
 Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de diferentes elementos.
 Los átomos se combinan en relaciones numéricas simples bien definidas (ley de las proporciones
definidas).
Los átomos de dos elementos pueden combinarse en diferentes relaciones.
Modelo atómico de Thomson.- J.J. Thomson sometió a la acción de un campo magnético rayos catódicos,
logrando establecer la relación entre la carga y la masa del electrón. Por lo que este científico es
considerado como el descubridor del electrón como partícula. Propuso un modelo en el que determina
que el átomo está constituido de electrones y protones; en el cual la carga positiva semejaba un “Budín
de pasas”, la cual contenía distribuidas sus respectivas cargas negativas. Además, de que todos los
átomos son neutros ya que tienen la misma cantidad de electrones y protones.
Modelo atómico de Rutherford.- En 1899 Rutherford demostró que las sustancias radiactivas producen
tres tipos de emanaciones a las que llamó rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Con base en sus
observaciones, Rutherford propuso un modelo en el que el átomo tenía una parte central ó núcleo con
carga eléctrica positiva y en el que se concentraba toda la masa atómica; estableció además que, los
electrones giraban alrededor de ese núcleo a distancias variables, y que describían órbitas
concéntricas, semejando a un pequeño sistema solar.
Modelo atómico de Niels Bohr.- Bohr estableció que los electrones giraban alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares (niveles de energía) que se encontraban a diferentes distancias del
mismo. Designó al nivel más próximo al núcleo como “K” ó 1; al segundo “L” ó 2 y así sucesivamente
hasta llegar al nivel “Q” ó 7.
Postuló además, que cuando un electrón se desplaza en su órbita no emite radiaciones, por lo que su
energía no disminuye, y no es atraído por el núcleo. Pero que si en un proceso cualquiera, se le
suministra energía en forma de luz y electricidad, el electrón la absorbe en cantidad suficiente y brinca a
otra órbita de mayor energía. En tales condiciones se dice que el electrón está excitado. Cuando el
electrón regresa a su nivel energético, emite en forma de energía luminosa (fotón), la energía que
recibió.
Modelo atómico actual.- El modelo actual de los átomos fue desarrollado por E. Schrödinger, en el que se
describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias. La teoría
moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el
concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al
electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. De
acuerdo con Schrödinger, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros
llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrődinger, y la tabulación indica la zona
probable donde el electrón puede localizarse.
Número cuántico Símbolo
Número cuántico principal n
Número cuántico secundario, azimutal o
de forma
l
Número cuántico magnético o de
orientación
m
Número cuántico spín (de giro) s

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
6
SIGNIFICADO Y VALORES DE NÚMEROS CUÁNTICOS
Número cuántico principal.- Indica el nivel energético donde está el electrón, es un valor entero y
positivo del 1 al 7. Es la distancia que existe entre el electrón y el núcleo e indica el tamaño del orbital
(nube electrónica).
Número cuántico secundario, azimutal o de forma.- Describe la zona de probabilidad donde se puede
encontrar el electrón (orbital), adquiere valores desde cero hasta n-1. En cada nivel hay un número de
subniveles de energía igual al nivel correspondiente. El número cuántico secundario determina la
energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto el valor de l indica el
tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Número cuántico magnético.- Representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los
subniveles energéticos, cuando están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos
están formado por orbítales o REEMPE, que es la región del espacio energético donde hay mayor
probabilidad de encontrar el electrón. El número cuántico magnético adquiere valores desde -1,
pasando por el cero hasta +1.
Número Cuántico spín.- Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje
, que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido
contrario; los valores numéricamente permitidos son de +1/2 y -1/2.
TABULACIONES DE LAS POSIBLES COMBINACIONES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
n I (0 a n-1) m (-I a-1)
1 0 0
2 0, 1 1, 0, -1
3 0, 1, 2 2, 1, 0, -1, -2, -3
4 0, 1, 2, 3 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
RELACIÓN ENTRE EL NIVEL, SUBNIVEL, ORBITAL Y NUMERO DE ELECTRONES
Nomenclatura de subniveles energéticos según número cuántico (l)
Numero cuántico secundario
(l)
Nombre del subnivel
(orbital)
n I Nombre del
subnivel
0 s 1 0 s
1 p 2 0, 1 p
2 d 3 0, 1, 2 d
3 f 4 0, 1, 2,
3
f
Número máximo de electrones por subnivel.
Numero cuántico secundario l Número máximo de electrones 2(2l +1)
0 2(2*0+1) 2
1 2(2*1+1) 6
2 2(2*2+1) 10
3 2(2*3+1) 14
Número de electrones por nivel.- Usando la ley de Rydberg, la expresión es: 2n2
2(1)2
=2 2(2)2
=8 2(3)2
=18 2(4)2
=32
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se denomina configuración electrónica a la especificación de los subniveles ocupados y su número de
ocupación para cada elemento. Consiste en la distribución de los electrones en los orbítales del átomo t
se desarrolla con la regla de Moeller.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
7
1s
2s 2p
3s 3p 3d Ejemplo: 12
C6 1s2
2s2
2p2
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f 56
Fe26 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d6
6s 6p 6d
7s 7p
8s
4. PERIODICIDAD QUÍMICA Y ENLACES QUÍMICOS
Construcción de la tabla periódica con base en la configuración electrónica.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.
A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos diferentes, los cuales diferían en sus propiedades y
aparentemente no existía ninguna relación entre ellos. Los científicos trataron de ordenarlos.
Johann W. Dőbereiner, quien en 1817, descubrió que al reunir los elementos con propiedades
semejantes en grupos de tres, la masa atómica del elemento central era aproximadamente igual al
promedio de las masas atómicas relativas de los otros elementos, observó que el Bromo tenía
propiedades intermedias con el cloro y las del yodo; encontró otros dos grupos de tres elementos que
mostraban un cambio gradual en sus propiedades llamándola ley de las tríadas.
Peso atómico de los elementos correspondientes a las tríadas de Dőbereiner
Nombre Peso atómico Promedio
Calcio 40.1
88.7
Estroncio 87.6
Bario 137.3
Azufre 32.1
Selenio 79.0
79.8
Telurio 127.6
Cloro 35.5
81.2
Yodo 126.9
Bromo 79.9
En 1863 Newlands descubrió que si ordenaba los elementos de acuerdo con su masa atómica relativa,
las propiedades del octavo elemento eran una repetición de las propiedades del primer elemento. Llamó
a este agrupamiento ley de las octavas, de está manera quedaron en el mimo grupo el sodio, y el
potasio, el azufre y el selenio el calcio y el magnesio que tienen propiedades similares; las tríadas de
Dóbereiner quedaron en el mismo grupo. El problema fue que no todos presentaban propiedades
similares.
1 2 3 4 5 6 7
H Li Be B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
En 1867, por el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev, clasificó los setenta y tres elementos en una
tabla periódica puesto que los elementos variaban de forma regular. Colocó los elementos en orden
creciente de acuerdo a sus pesos atómicos (Newlands) y tomo en cuenta: La valencia de los elementos.
Espacios vacíos. De acuerdo con su peso atómico, las propiedades de un elemento no correspondían
con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev dejo espacios porque faltaban elementos por descubrir.
Todos los elementos de una columna en la tabla de Mendeleiev tiene la misma valencia. No obstante,
Mendeleiev observó que el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la valencia.
En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los elementos se ordenarán de acuerdo al número atómico
creciente. La tabla periódica actual sigue el criterio de Moseley, y es conocida como la tabla periódica
larga de los elementos se encuentra en filas y columnas.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
8
Las columnas representan los grupos o familias que están formados por elementos que tienen el mismo
número de electrones en su capa de valencia, por lo que se representan propiedades químicas
similares. Existen 18 columnas las cuales se subdividen en 16 familias, 8 a y 8b, designadas por los
números romanos del I al VIII por cada subtipo un grupo externo llamado tierras raras que no se
numera.
Las filas de la tabla periódica son los periodos, los cuales indican el nivel energético de la capa de
valencia. Se designan por un número arábigo y los elementos están ordenados por su número atómico
creciente.
LEY PERIÓDICA
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas, enunciado dicho por
Mendeleiev. El enunciado actual es “Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus
números atómicos”, postulado conocido como la Ley periódica de Moseley.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla periódica.
Radio atómico. Es la mitad de distancia entre los núcleos de átomos de una molécula biatómica, varían
de acuerdo al tamaño y las fuerzas externan que actúan sobre de el. El radio aumenta de arriba hacia
abajo en una familia y de derecha a izquierda en un periodo. El Cs es el de mayor radio atómico.
Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de valencia de otro más
cercano con el fin de formar un enlace covalente. En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha
en periodo y de abajo hacia arriba en una familia. De acuerdo a Paulli es la propiedad de una molécula y
no de un átomo aislado.
Afinidad electrónica. Se define como la energía que se libera cuando un átomo gaseoso captura un
electrón, entre mayor sea su energía libre, mayor será la afinidad electrónica, los átomos pequeños
captan fácilmente el electrón, mientras que los grandes les resulta difícil. La afinidad electrónica
aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en una familia.
Energía de ionización. Se define como la energía necesaria que hay que suministrarle a un átomo
neutro en estado gaseoso para arrancarle el electrón. La energía de ionización aumenta de izquierda
derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en una familia.
ELECTRONEGATIVIDAD Y ACTIVIDAD QUÍMICA.
Electronegatividad. Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él en un enlace químico.
Conforme a la tabla periódica la actividad química en metales va de arriba hacia abajo y de derecha a
izquierda y en no metales de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.
DIFERENCIAS ENTRE METALES Y NO METALES
METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como todos los de las familias I a
VIIIB.
Propiedades físicas:
- Estados de agregación. Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es un líquido; el cesio,
galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°, 29.8° y 30°C.
- Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
- Apariencia. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico.
- Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos.
- Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas).
- Color.- La mayor parte de ellos son grises, de un tono parecido al de la plata, por lo que son
llamados argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el oro es amarillo. Los átomos de los
metales se ordenan de manera regular en forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas.
Propiedades químicas:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
9
- Propiedades periódicas. Poseen baja energía de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de valencia.
- Reactividad. La mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el
oxígeno para formar óxidos y con los halógenos para formar halogenuros.
NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a otros no metales para dar
una amplia gama de compuestos y también se les encuentran libres, todas estas sustancias son vitales
para la existencia de la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que forman a los seres
vivos son los metales como C, H, N y O.
Propiedades Físicas:
- Estado de agregación. A temperatura ambiente se presentan como sólidos, líquidos o gases, por
ejemplo el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y la mayoría son gases
como el oxígeno, nitrógeno, cloro, neón, argón.
- Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es
amarillo, pero no presentan brillo metálico.
- Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni maleables.
- Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que presentan los electos metálicos.
- Conductividad térmica y eléctrica. Son malos conductores del calor y la electricidad, los no
metales se emplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables eléctricos está
elaborado con los metales.
Alotropía. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado. Esta propiedad
se presenta únicamente en los no metales. Por ejemplo:
- Los sólidos no metálicos también pueden presentar el fenómeno de alotropía, ya que los átomos
del sólido se encuentran arreglados en diferentes formas geométricas, por ejemplo el azufre, que
se encuentre en dos formas alotrópicas, una llamada monocíclica y otra rómbica.
- Tienen energías de ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si
mismo, son mucho más electronegativos.
- Electrones de la capa de valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más
electrones (4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la familia IA es
un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA), se encuentra libre en la
naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con muchos de los metales y de los no metales.
METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y de los no metales.
- Se comportan químicamente como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de
valencia, reaccionan con algunos metales y con los no metales.
Propiedades físicas:
- Tienen brillo metálico, son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor.
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Se les llama así porque sus electrones de valencia se encuentran distribuidos en orbítales diferentes a
los grupos del grupo A. Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales
y por lo tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del
calor y la electricidad.
Elemento Símbolo Alótropos
Carbono C
Diamante y grafito ( cristal duro y sólido amorfo
respectivamente)
Oxigeno O Diatómico (O2) y triatómico (O3, ozono). Ambos gases
Silicio Si Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo (sólidos)

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
10
5. NOMENCLATURA Y FORMULAS QUÍMICAS
NOMENCLATURA Y ESCRITURA DE LAS FORMULAS (IUPAC)
La nomenclatura química es un conjunto de reglas y regulaciones que rigen la designación de nombres
a las sustancias químicas. Se representan mediante fórmulas, la cual es la representación algebraica de
la manera en que está constituido el compuesto, por ejemplo: El H2O, tiene dos átomos de H y uno de O.
Al escribir la formula de un compuesto se pone primero el símbolo del componente que posee el número
de oxidación positivo y para nombrarlo, se empieza por el nombre del radical negativo. Se intercambian
los números de oxidación de los elementos o radicales colocándolos en forma de subíndices deben ser
enteros y el 1 no se escribe.
Para elementos con más de un estado de oxidación, se indica éste con números romanos:
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
Otra alternativa, es designar las terminaciones oso e ico, indicando el menor y mayor número de
oxidación, respectivamente.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl2 Cloruro férrico
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda el uso de la nomenclatura
sistemática y la de stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros e hidróxidos.
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS SEGÚN SU FUNCIÓN Y COMPORTAMIENTO
Recibe el nombre de función química inorgánica, la propiedad que presentan determinadas sustancias
de comportarse en forma semejante. Las principales funciones son:
ÓXIDOS Metálicos - No metálicos (Anhídridos)
HIDRUROS Metal
HIDRÁCIDOS No metal
BASES O HIDRÓXIDOS Metálicos (Básicos)
ÁCIDOS Hidrácidos
Oxiácidos
SALES Binarias
Óxisales
NOMENCLATURA DE ÓXIDOS METÁLICOS U ÓXIDOS BÁSICOS.
Resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El Nox. del O es de -2, Para nombrarlos se antepone la
palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente:
AL+3 + O-2 Al2O3
Ni+3
Ni+3
Hg+1
Hg+2
Na+1 + O+2 Na2O
Li+1
Ca+2
Cu+2
Fe+3
NOMENCLATURA DE ÓXIDOS NO METÁLICOS U ANHIDRÍDOS
Resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. El no metal tiene Nox. positivo y es menos
electronegativo que el oxígeno, el O tiene Nox. de -2. Para nombrarlos se utilizan los prefijos griegos
mono, di, tri, tetra, penta (1, 2, 3, 4, 5, respectivamente) para indicar el número respectivo de átomos en
el compuesto.
CO Monóxido de carbono
CO2 Dióxido de Carbono
NO2 Dióxido de Nitrógeno
N2O5 Pentóxido de dinitrógeno
SO3 Trióxido de azufre
Cl2O7 Heptaóxido de dicloro
También es posible nombrarlos anteponiendo la palabra anhídrido seguido del no metal.
CO2 anhídrido carbónico P2O3 anhídrido fosforoso

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
11
SO2 anhídrido sulfuroso
SO3 anhídrido sulfúrico
P2O5 anhídrido fosfórico
Algunos no metales pueden producir más de dos anhídridos, para designar éstos se consideran dos de
ellos normales y se nombran con la terminación oso e ico, aquel que tiene menor Nox. lleva el prefijo hipo
y la terminación oso, el que tiene mayor Nox. lleva el prefijo hiper y la terminación ico:
Hipo oso menor Nox
oso
Anhídridos normales o usuales
Per ico mayor Nox.
Cl2O anhídrido hipocloroso
Cl2O3 anhídrido cloroso
Cl2O5 anhídrido clórico
Cl2O7 anhídrido perclórico
Br2O5 anhídrido brómico
I2O3 anhídrido yodoso
N2O5 anhídrido nítrico
NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS
Resultan de la combinación de un no metal con el hidrógeno. El no metal corresponde a los aniones de
los halógenos (serie de los haluros). En los hidrácidos el H siempre tiene Nox. +1. Para nombrarlos, se
antepone la palabra ácido, seguida del no metal correspondiente con la terminación hídrico.
H+1
F-1
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
HBr ácido bromhídrico
HI ácido yodhídrico
H2S ácido sulfhídrico
NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS
Resultan de la combinación del agua con los óxidos no metálicos. Son ácidos que contienen oxígeno. El
hidrógeno tiene Nox. de +1. Para nombrarlos se antepone la palabra ácido, seguida del nombre del
radical negativo correspondiente; por ejemplo:
HClO Ácido hipocloroso
HBrO2 Ácido Bromoso
HNO3 Ácido nítrico
H2SO4 ácido sulfúrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H2CO3 Ácido carbónico
H3PO4 Ácido fosfórico
HIO Ácido hipoyodoso
SALES
Son el producto de la reacción química entre un ácido y una base o hidróxido.
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O Na2SO4 Sulfato de sodio
NOMENCLATURA DE SALES BINARIAS
Son sales que provienen de los hidrácidos, por lo que en su molécula tienen un metal unido a un no metal.
Para nombrarlas se cambia la terminación del no metal de hídrico a uro, seguida del nombre del metal
correspondiente.
Na+1
y Cl-1
NaCl Cloruro de sodio
Rb+1
I-1
RbI Yoduro de rubidio
Al+3
Br-1
AlBr3 Bromuro de aluminio
Fe+3
S-2
Fe2S3 Sulfuro férrico
NOMENCLATURA DE ÓXISALES
Son sales que derivan de los oxiácidos, por lo que contienen un metal unido a un radical negativo que
contiene oxígeno. Se nombran cambiando la terminación del radical: Oso de los ácidos por ito e ico de
los ácidos por ato y se hace seguir del nombre del metal correspondiente.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
12
Na+1
y SO4
-2
Na2
SO4 Sulfato de sodio Pb(NO3)2 Nitrato de plomo
II
Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio FeCO3 Carbonato de Fierro III ó
férrico
KMNO4 Permanganato de potasio Mg3(PO4)2 Fosfato de
magnesio
CARACTERÍSTICAS DE LAS SALES
Son el producto de la reacción de un ácido y una base, por lo que al disolverse en agua, pueden darle
uno de estos pHs, dependiendo cual sea la dominante, si ambos compuestos son fuertes, entonces el pH
resultante será neutro.
NOMENCLATURA DE SALES BÁSICAS.
En solución, dan pH mayores a 7; ejemplo:
NaOH + H2S Na2S sulfuro de sodio
Na2CO3 carbonato de sodio
NOMENCLATURA DE SALES ÁCIDAS.
El pH es menor a 7. La molécula de las sales ácidas se presenta unida aun metal y aun radical negativo,
pero entre ellos se encuentra el hidrógeno. Para nombrarlas se utiliza el nombre del radical para las
sales con el prefijo bi y después se anota el nombre del metal.
LiOH + H2CO3 LiHCO3 Bicarbonato de Litio
Ca(OH)2 + H2CO3 Ca(HCO3)2 Bicarbonato de Calcio
Fe(OH)2 + H2CO3 Fe(HSO4)2 Bisulfato ferroso
SALES NEUTRAS
El pH resultante de la disolución de estas sales es 7.
NaOH + HCl NaCl Cloruro de sodio
KOH + HNO3 KNO3 Nitrato de potasio
NOMENCLATURA DE BASES O HIDRÓXIDOS
Resultan de la reacción entre un óxido metálico con el agua. En su fórmula llevan siempre un metal unido
al radical OH. El radical OH trabaja con Nox. de -1. Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido
seguido del metal correspondiente.
Na+1
y OH-1
NaOH hidróxido de sodio
Fe+2
Fe(OH)2 hidróxido de hierro II o h. ferroso
Fe+3
FE(OH)3 hidróxido de hierro III o H. férrico.
ELEMENTOS MÁS COMUNES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN
TABLA DE CATIONES
MONOVALENTES DIVALENTES TRIVALENTES TETRAVALENTES
Na Hg (oso)
K Ag
Rb Au (oso)
Cs NH4
Li H (ácido)
Ca Fe (oso)
Sr Mn (oso)
Ba CO(oso)
Mg Ni (oso)
Ra Be
Zn Sn (oso)
Cd Pb (oso)
Hg (ico)
Cr (oso)
Al Es
Fe (ico) Pb (ico)
Cr (ico) Sn (ico)
Au (ico)
Mn (ico)
Ni (ico)
Co (ico)
B
Bi

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
13
LISTA DE ANIONES COMUNES E IMPORTANTES
GRUPO ANIÓN NOMBRE
IV
BO2
-1
Al2
-1
CO3
-1
HCO3
-1
SiO3
C-4
CN-1
CON-1
Borato
Aluminato
Carbonato
Bicarbonato ó Carbonato ácido
Silicato
Carburo
Cianuro
Cianato
V
N-3
NO2
-1
NO3
-1
P-3
PO3
-3
PO4
-3
HPO4
-2
H2PO4
-2
AsO3
-3
AsO4
-3
Nitruro
Nitrito
Nitrato
Fosfuro
Fosfito
Fosfato
Fosfato monohidrogenado
Fosfato dihidrogenado
Arsenito
Arseniato
VI
O-2
O2
-1
OH-1
S-2
HS-1
SO3
-2
SO4
-2
HSO3
-1
HSO4
-1
S2O3
-2
Óxido
Peróxido
Hidróxido
Sulfuro
Sulfuro ácido o bisulfuro
Sulfito
Sulfato
Sulfito ácido
Sulfato ácido
tiosulfato
VII
SCN-1
F-1
Cl-1
Br-1
I-1
ClO-1
ClO2
-1
ClO3
-1
ClO4
-1
Sulfocianuro o tiocianato
Fluoruro
Cloruro
Bromuro
Yoduro
Hipoclorito
Clorito
Clorato
perclorato
El bromo y el yodo dan radicales similares a los del cloro con el oxigeno con metales de transición:
ANIÓN NOMBRE
CrO4
-2
Cr2O7
MnO4
-2
MnO4
-1
Fe(CN)6
-3
Fe(CN)6
-4
ZnO2
MoO4
-2
TiO4
-2
Cromato
Dicromato
Manganato
Permanganato
Ferricianuro
Ferrocianuro
Zincato
Molibdato
Titanato
6. ENLACES QUÍMICOS
TIPOS DE ENLACES

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
14
El enlace químico es una fuerza que une a los átomos para formar una molécula, puede ser:
 Iónico: consiste en que unos átomos ganan y otros pierden electrones.
 Covalente: consiste en que los átomos comparten pares de electrones. Se tienen tres variantes:
covalente polar, covalente no polar, y covalente coordinado.
 Metálico: Formado por elementos metálicos.
En forma general se puede predecir el tipo de enlace que hay en una molécula viendo únicamente los
átomos de que está constituida.
Átomos Enlace Ejemplo
Metal + No metal Iónico NaCl, Al2O3
Metal + Metal Metálico Al, Cu, Au, Acero,
latón
No metal + No
metal
Covalente
Covalente polar
Covalente no polar
NH3, H2O
N2, O2, Br2
Otra manera de predecir el tipo de enlace en una molécula es a partir de las diferencias de
electronegatividades. Si ésta diferencia se encuentra entre los siguientes intervalos, el tipo de enlace
será:
El 1.7 indica el carácter iónico y 50% de carácter covalente, en la medida que éste valor crece, el
carácter iónico aumenta y viceversa; lo que indica que los compuestos iónicos tienen algo de carácter
covalente.
Para que dos átomos se unan, es necesario que exista una diferencia de electronegatividades. Esta
diferencia se calcula considerando:
D.E = Vma – Vme Donde: D.E = Diferencia de electronegatividades
Vma = Valor Mayor
Vme = valor Menor
Ejemplo: NH3
N = 3.0 H = 2.1 D.E. = 3.0 – 2.1 = 0.9 = Enlace Covalente Polar
ENLACE IÓNICO
El modelo iónico para que se unan los átomos debe cumplir dos requisitos:
1. La energía de ionización par formar el catión debe ser baja
2. La afinidad electrónica para formar el anión deberá estar favorecida (el átomo debe liberar
energía).
Rb +Cl Rbxx
Cl RbCl
Propiedades de los compuestos Iónicos.
- Son sólidos
- Puntos de Fusión y ebullición altos
- Son sales iónicas polares y se disuelven en agua
- Conducen la electricidad en soluciones acuosas
- Forman cristales
- Su densidad es mayor que la del agua.
Enlace covalente.- compartición de pares electrónicos entre átomos muy electronegativos. Quedando el
par de enlace entre ambos, es decir, a la misma distancia entre cada átomo que comparte los
electrones. La distancia que quede entre éste par y el átomo determinará si es no polar (estructura de
Lewis).
Intervalo Enlace
Igual a 0 Covalente no polar
Mayor a 0 y menor a 1.7 Covalente polar
Igual o mayor a 1.7 Iónico

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
15
H+H ------ H..
H, H-H
Enlace covalente no polar.- forma entre dos átomos que comparten uno ó más pares electrónicos, dichos
átomos son de igual electronegatividad. Sus compuestos no son solubles en agua, forman moléculas
verdaderas y diatómicas, no son conductores del calor y la electricidad, tampoco forman estructuras
cristalinas. Ejemplo: O2, N2, F2
Enlace covalente Polar.- genera entre dos átomos que comparten uno o varios pares electrónicos, están
más cerca del elemento más electronegativo y se forma un dipolo-O O-H. Sus compuestos son solubles
en agua y en solventes polares, presentan gran actividad química, conducen la electricidad. HCl, SO2.
Enlace covalente coordinado..- ndo dos átomos comparten un par electrónico, pero uno aporta dicho par
y el otro lo acepta, no modifica las propiedades del compuesto. En general, son líquidos, gases, o
sólidos que subliman con facilidad, con puntos de ebullición y fusión bajos. Ejemplo, H2SO4, NH3.
Enlace por puente de hidrogeno.- En muchas moléculas donde hay H unido a un elemento muy
electronegativo se establece una unión intermolecular entre hidrógeno de una molécula (carga parcial
positiva) y el elemento electronegativo de otra molécula. No es un verdadero enlace ya que se trata de
una atracción electrostática débil pero origina de un comportamiento especial de las sustancias que lo
presentan, por ejemplo el agua, que por su peso molecular debía ser gas a temperatura ambiente, sin
embargo es líquida, al solidificarse, se presenta una estructura tetraédrica en la que cada átomo de
oxígeno está rodeado por otros cuatro y entre dos oxígenos está el hidrógeno, cada molécula es
individual y como resultado de la estructura abierta el volumen aumenta cuando el agua se congela.
H
H
O • • H ─ O • • H ─ O ─ H Puentes de Hidrógeno
H •
H
El puente de H puede afectar las siguientes propiedades: punto de ebullición y de fusión, viscosidad,
densidad, calor de vaporización, presión de vapor, acidez, estas sustancias, generalmente tienen puntos
de fusión y ebullición elevados, de alto poder de disociación de cristales iónicos.
Enlace metálico.- El enlace entre los metales no es entre sus átomos sino entre los cationes metálicos y
lo que fueron sus electrones, de tal manera, que el sodio en su forma metálica es un conjunto ordenado
de iones y un mar de electrones distribuidos entre ellos, donde el comportamiento de los electrones
ocurre entre todos los núcleos metálicos, que poseen iguales valores de electronegatividad.
Aleaciones. Una aleación es una disolución sólida y se prepara disolviendo un metal en otro, cuando
ambos están en estado líquido, la aleación tiene propiedades fisicoquímicas diferentes de los metales
originales, Au con Ag y Cu, en proporción al 25% oro de 18 kilates. EJEMPLO:
Peltre 85% Sn, 7.3% Cu,6% Bi, 1.7% Sb. Latón: 67% cu, 33% Zn.
Cuando los átomos de los metales que forman una aleación son prácticamente del mismo tamaño, (hasta
15% de diferencia) pueden reemplazarse fácilmente sin romper inaltérala estructura cristalina del metal,
se tienen entonces aleaciones por sustitución como es el caso del oro con la palta, si la diferencia de
tamaños es mayor, se tiene los átomos más pequeños ocupan huecos de los átomos mayores, teniendo
entonces una aleación intersticial: acero.
7. REACCIONES QUÍMICAS
TIPOS DE REACCIÓN
Existen varios procedimientos mediante los cuales se forman los compuestos, entre los diferentes tipos
de reacción se tienen:
 Síntesis o unión directa
 Sustitución o desplazamientos
 Doble sustitución metátesis
 Análisis o descomposición o separación

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
16
SÍNTESIS O UNIÓN DIRECTA.- Cuando los átomos o compuestos simples se unen entre sí para formar
compuestos más complejos se origina una reacción por síntesis o unión directa:
S(s) + O2(g) SO2(g)
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)
MgO(s) + H2O (l) Mg(OH)2(aq)
SO2(g) + H2O (l) H2SO3(aq)
NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(g)
Mg(s) + S(s) MgS(s)
SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN.- Las reacciones en las que los compuestos se descomponen por la
acción del calor en sus elementos o compuestos más sencillos, reciben el nombre de reacciones por
análisis, descomposición o separación.
2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)
CaCO3(s) Ca(s) + O2(g)
2MgO(g) 2Mg(s) + O2(g)
NH4NO3(s) NH4 (g) + NO3(s)
SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO.- Cuando un elemento por afinidad química reemplaza en el
compuesto a aquel que tenga el mismo tipo de valencia, se origina una reacción por sustitución simple o
desplazamiento.
H2SO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(s) + H2(g)
2HCl(l) + Mg(s) MgCl2(g) + H2(g)
2H3PO4(aq) + 3Ca(s) Ca3PO4(aq) + 3H2(g)
NH4NO3(g) + Br2 (l) 2HBr(aq) + S (s)
DOBLE SUSTITUCIÓN.- Existe un tipo de reacción que generalmente se lleva acabo en solución acuosa,
donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos. A este tipo de reacción se le llama
doble sustitución y se representa mediante el siguiente modelo matemático:
A+
B-
+ C+
D-
A+
D-
+ C+
B-
Ejemplos:
HCL(l) + NaOH(aq) NaCl(s) + H2O(g)
2HCl(l) + Mg(aq) AgCl(g) + NaNO3(aq)
Reacción de Neutralización:
En este tipo de reacciones actúan un ácido y una base para tener como resultado una sal, cuyo pH es
neutro, y agua. Ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O
De acuerdo a la energía calorífica involucrada, las reacciones químicas se clasifican en:
- Endotérmicas: Reacción química en la que se absorbe o requiere calor. Ejemplo:
∆
FeO + H2 Fe + H2O
- Exotérmicas: Reacción química en la que se libera o pierde calor. Ejemplo:
2 HI H2 + I2 + ∆ (calor)
- Irreversible: Reacción química que se genera en una sola dirección, es una reacción directa.
Ejemplo:
HCl + NaOH NaCl + H2O
- Reversible: Reacción química que se genera en dos direcciones. Ejemplo:
2Cl2 + 2H2O 4HCl +O2

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
17
Número de oxidación
Se define como el número que indica la valencia de un elemento, al cual se le agrega el signo + ó - .
Criterios para asignar el número de oxidación
1. El número de oxidación para un elemento sin combinar, de las moléculas simples o biatómicas, es
igual a cero. Ejemplo: Al, H2, O2, Br, etc.
2. La suma algebraica de los números de oxidación es igual a cero. Ejemplo: Na+1
Cl-1 = 0
3. El hidrógeno tiene número de oxidación igual a +1, excepto en hidruros en el que tiene número de
oxidación –1. Ejemplo: H+1
ClO, KOH+1
, Hidruros: MgH2
-1
, LiH-1
.
4. El oxigeno tiene número de oxidación igual a -2, excepto en peróxidos en el que tiene número de
oxidación –1. Ejemplo: CO2
-2
, Al2O3
-2
, H2O-2
. Peróxidos: K2O-1
, H2O2
-1
5. El número de oxidación de los metales es siempre positivo e igual a la carga del ión: KBr, MgSO4
Al(OH)3 .
6. El número de oxidación de los no metales en compuestos binarios son negativos y en ternarios
son positivos. Binarios: KCl-1
, ternarios: K2CO3
-2
7. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1. HF-1
,
HCl-1
, NaCl-1
, CaF2
-1
8. El número de oxidación del azufre en sus hidrácidos y sus sales es –2. Ejemplo: H2S-2
, Na2S-2
, FeS-2
La oxidación se define por lo tanto como el aumento de valencia por la pérdida de electrones, y por el
contrario, la reducción es la disminución de valencia por la ganancia de electrones. En una reacción de
oxido-reducción (redox), debe identificarse los componentes que cambian su número de oxidación, es
decir, quien se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante).
Balanceo de ecuaciones
El balanceo de una ecuación química, consiste, en realizar las operaciones necesarias para encontrar
los coeficientes que permitan obtener la misma cantidad de reactivos que de productos en una reacción
química. Para ajustar o balancear una reacción química pueden seguirse los métodos del tanteo o redox.
Balanceo por el método del tanteo.- Considera una estimación de coeficientes por conteo directo de los
átomos de los reactivos y de los productos, para posteriormente igualarlos mediante el empleo sucesivo
de diferentes coeficientes, hasta obtener la ecuación balanceada.
Ejemplo: Na + O2 Na2 O
1. Contar el número de átomos de cada lado de la reacción, observar que en el producto se carece de
un oxigeno, colocar el coeficiente que iguale los valores correspondientes.
Na + O2 2Na2 O
2. Observar que en el producto, ahora existen 4 átomos de sodio, por lo que se balancea con un
coeficiente 4 en el reactivo.
4Na + O2 2Na2 O
3. La ecuación está balanceada
Balanceo por el método de óxido-reducción (redox).- Es aquel en el cual dentro de una reacción química,
algunos átomos cambian su número de oxidación, al pasar de reactivos a productos, es decir, que se
oxidan o que se reducen. Para realizar este procedimiento, se requiere cumplir con los siguientes
criterios:
1. Determinar los números de oxidación de todos y cada uno de los elementos involucrados en de la
ecuación química.
2. Identificar los elementos que cambian su número de oxidación y determinar la variación de los
elementos que se oxidaron y redujeron respectivamente.
3. Los valores de oxidación y reducción de esa variación, corresponderán a los coeficientes de los
compuestos que contengan los elementos en forma inversa, ejemplo:
Cl+5
Cl-1
+6 e-
(oxida)
O-2
O0
- 2e-
(reduce
4. Por último, se balancea por tanteo
Ejemplo: Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + H2O + NO

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
18
1) Determinar número de oxidación
Cu0
+ H+1
N+5
O3
-2
Cu +2
(NO3)2
-1
+ H2
+1
O-2
+ N+2
O-2
2) Indicar a los elementos que cambiaron su número de oxidación
Cu0
Cu +2
+2 e- (se oxida) pierde electrones
N+5
N+2
-3 e- (se reduce) gana electrones
3) Se multiplica por 3 a los reactivos y productos que tengan cobre (Cu) y por 2 los que contengan
nitrógeno (N)
3Cu0
+ 2H+1
N+5
O3
-2
3Cu +2
(NO3)2
-1
+ H2
+1
O-2
+ 2N+2
O-2
4) Observar que existen más nitrógenos en los productos que en los reactivos, por lo que se balancea la
ecuación química “por tanteo”
3Cu0
+ 8H+1
N+5
O3
-2
3Cu +2
(NO3)2
-1
+ H2
+1
O-2
+ 2N+2
O-2
5) Por último, se balancean los hidrógenos y oxígenos por tanteo
3Cu0
+ 8H+1
N+5
O3
-2
3Cu +2
(NO3)2
-1
+ 4H2
+1
O-2
+ 2N+2
O-2
8. Estequiometría
La estequiometría (del griego stoicheion “elemento” y metron “medida”) se basa en el entendimiento de
las masas atómicas y en un principio fundamental la ley de la conservación de la masa: La masa total de
todas las masas presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la
reacción. [Lavoasier; Antoine.]
Bases de la Estequiometría
Las unidades utilizadas en química para expresar la masa, el volumen, la temperatura y la relación que
guardan entre ellas en una reacción química son conocidas como unidades químicas
El siguiente esquema presenta 3 unidades químicas que a continuación se definen
- Número Atómico: Es el número de protones y se indica con un subíndice al lado del símbolo
atómico
- Peso atómico: Es el número total de protones y neutrones en el núcleo y se indica con un
superíndice al lado del símbolo atómico.
- Isótopo: Son átomos de un elemento dado que difieren en el número de neutrones y por lo tanto
en su masa.
- Peso Molecular: También conocido como peso fórmula. Es la suma de los pesos atómicos de los
átomos de su fórmula química.
Peso molecular (peso fórmula) del ácido sulfúrico (H2SO4)
2 átomos de H Peso de H: 1 uma 2(1 uma)= 2 uma
1 átomo de S Peso de S: 32 uma 1(32 uma)= 32 uma
Unidad
Química
Número Atómico
Peso Atómico
Peso Molecular

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
19
4 átomos de O Peso de O: 16 uma 4(16 uma)= 64 uma
98 uma
El concepto de mol
En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones y moléculas en una muestra de tamaño
ordinario es el mol; cuya abreviatura es también el mol. Un mol es la cantidad de materia que contiene
tantos objetos (sean átomos, moléculas o cualquier otro tipo de objetos que estemos considerando)
como átomos hay exactamente en 12 g de 12
C. Mediante experimentos, los científicos han determinado
que este número es 6.0221421 x 1023
. Este número se conoce como número de Avogadro, en honor a
Amadeo Avogadro. En realidad se utiliza una aproximación del número que suele ser 6.02 x 1023
Tabla 1: Mol y Número de Avogadro
1 mol de átomos de 12
C = 6.02 x 1023
átomos de 12
C
1 mol de moléculas de H2O = 6.02 x 1023
moléculas de H2O
1 mol de iones de NO3
-
= 6.02 x 1023
iones de NO3
Un mol de átomos, un mol de moléculas o un mol de cualquier objeto
Masa molar
Una docena siempre es el número 12, sea que se hable de una docena de huevos o de una docena de
elefantes. No obstante, es obvio que una docena de huevos no tiene la misma masa que una de elefantes.
De manera análoga, un mol siempre es el mismo número (6.02 x 1023
), pero un mol de una sustancia y un
mol de otra sustancia distinta tienen diferente masa. Ahora bien, puede usarse las masas atómicas de los
elementos para encontrar la masa de un mol de cualquier sustancia, a este valor se le conoce como
masa molar. Supóngase que se desea encontrar las masas molares del carbono (C) y del cobre (Cu).
Dicho de otra manera, se desea conocer la masa de un mol de átomos de C y un mol de átomos de Cu
(6.02 x 1023
átomos en los dos casos). Se busca las masas atómicas de estos elementos en la tabla
periódica: La masa atómica del carbono es 12.01; la del cobre es 63.55. Se agrega, simplemente,
unidades “gramos” (g) a estos valores.
1 mol de C = 12.01 g 1 mol de Cu = 63.55 g
En resumen, la masa (en gramos) de un mol de átomos de un elemento es igual al valor numérico de la
masa atómica del elemento. En caso de tener un compuesto se aplica una regla similar, la masa (en
gramos) de cualquier sustancia o compuesto siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en
uma)
Concentración de las disoluciones
Tomando en cuenta la cantidad de soluto que se disuelve o que toma parte en la disolución, puede
clasificarse en:
 Disoluciones diluidas: Aquellas que tienen muy poca cantidad de soluto.
 Disoluciones concentradas: Aquellas que tienen una gran cantidad de soluto.
 Disoluciones saturadas: Aquellas en las que está disuelta la mayor cantidad posible de soluto a
cierta temperatura.
 Disoluciones sobresaturadas: Las que tienen una proporción de soluto mayor de las que
corresponde al equilibrio de saturación a la misma temperatura.
Es importante señalar que una solución saturada no es necesariamente concentrada. Por ejemplo,
cuando el CaCO3 permanece en contacto con cierta cantidad de agua hasta que se alcanza un equilibrio
entre el carbonato disuelto y el que está sin disolver, la solución saturada es extremadamente diluida,
pues el carbonato de calcio es muy poco soluble.
Porcentaje por masa
El porcentaje por masa de un soluto en una solución, significa las partes en masa del soluto en 100
partes de solución:
100x
solucióndemasa
solutodemasa
masapor% 
Ejemplos:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
20
Una solución al 15% de cloruro de magnesio en agua, contiene, 15g de soluto y 85g de disolvente para
formar 100g de solución.
15%alMgCldesoluciónunadeg100OHdeg85MgCldeg15 222 
¿Cuál es el tanto por ciento en masa de una solución que contiene 15g de cloruro de sodio en la
suficiente agua, para obtener 165g de solución?
NaClde%09.9100x
solucióndeg165
NaCldeg15

¿Cuántos gramos de nitrato de plata se requieren para preparar 400g de una solución al 5%?
3
3 AgNOdeg20
100
solucióndeg400xAgNOde%5

Molalidad
La molalidad (m) se define como el número de moles de soluto sobre kilogramo de disolvente. Este
método para expresar la concentración está basado en la masa de soluto (en moles) por unidad de masa
(en Kg.) de disolvente.
solv entedeKilogramo
solutodeMoles
m 
Ejemplos:
Una solución de 1m de cloruro de magnesio se prepara al disolver 95g de cloruro de magnesio en un
kilogramo de agua.
m1MgCldeSoluciónOHdekg1MgCldeg95 222 
Calcular la molalidad de una solución de ácido fosfórico, que contiene 32.7g en 100g de agua
m34.3
OHdekg1
POHdemoles3.34
OHdekg1
OHdeg1000
x
POHdeg98
POHdemol1
x
OHdeg100
POHdeg32.7
2
43
2
2
43
43
2
43

Molaridad
La molaridad (M) se define como el número de moles de soluto sobre un litro de solución
solucióndeLitro
solutodeMoles
M 
Este método de expresar la concentración, es útil cuando se emplean equipos volumétricos (probetas,
buretas, etc.) con el fin de medir una cantidad de solución. A partir del volumen medido, un cálculo
simple permite determinar la masa del soluto empleado.
Ejemplos:
Calcular la molaridad de una solución de NaOH, que contiene 20g en .51 de solución.
m1
solucióndeL1
NaOHdemol1
x
NaOHdeg40
NaOHdemol1
x
soluciónde0.51
NaOHdeg20

Calcular la cantidad de litros de solución 6M de ácido sulfúrico que se requieren para contener 300g de
este ácido
solucióndeL51.0
SOHdemoles6
solucióndeL1
x
SOHdeg98
SOHdemol1
xSOHdeg300
4242
42
42 
Normalidad
La normalidad (N) se define como el número de equivalentes de soluto sobre un litro de solución
solucióndeLitro
solutodeesEquivalent
N 
La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de un ácido, se determina dividiendo la masa fórmula
gramo del ácido, entre el número de iones H+
sustituibles que contenga la fórmula.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
21
g40
1
g40
1
gramof órmulamasa
HCleequivalent1 
g49
2
g98
2
gramof órmulamasa
SOHeequivalent1 42 
La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de una base, se determina dividiendo la masa fórmula
gramo de la base, entre el número de oxhidrilos sustituibles que contenga la fórmula.
g40
1
g40
1
gramof órmulamasa
NaOHeequivalent1 
g26
3
g78
3
gramof órmulamasa
)HAl(Oeequivalent1 3 
La masa equivalente en gramos (1 equivalente) de una sal, se determina dividiendo la masa fórmula
gramo de la sal, entre la valencia total de los cationes (número de moles de cargas positivas) que
contenga la fórmula.
g71
2
g142
2
gramof órmulamasa
SONaeequivalent1 42 
g66.6
6
g400
6
gramof órmulamasa
)SO(Feeequivalent1 342 
Ejemplos:
Calcular la normalidad de una solución de ácido fosfórico que contiene 28.4g de soluto en un litro de
solución
N68.8
solucióndeL1
POHdeesequivalent8.68
POHdeg32.7
POHdeeequivalent1
x
solucióndeL1
POHdeg284 43
43
4343

Calcular los gramos de H2SO4 que se necesitan para preparar 500ml de una solución .1N
42
42
4242
SOHdeg45.2
SOHdeeequivalent1
SOHde9g4
X
solucióndel1
SOHdeeequivalent1.0
X
ml1000
solucióndel1
mlX500 
10. Ácidos y bases
Teoría de Arrhenius.- Ácido es toda sustancia que al estar en solución acuosa produce iones hidrógeno
(H+
), o bien, iones hidronio (H3O+
) y una base como toda sustancia que al estar en solución acuosa
produce iones oxhidrilo (OH-
)
Ácido
HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)
Base
NaOH(aq) Na+(aq) + OH-(aq)
Teoría de Browsted- Lowry.- Explica que en las reacciones ácido-base existe una transferencia de
protones, cuando el ácido dona un protón, el ión negativo producido en la reacción se convierte en una
base, o viceversa, la base, aceptando un protón, llega a ser un ácido. Así mismo, al hacer reaccionar
una base con un ácido en la misma cantidad se neutralizan.
Teoría de Lewis.- Los compuestos moleculares no iónicos se originan por la compartición de electrones
entre átomos. El enlace formado al producirse un compuesto molecular, implica la existencia de un par
de electrones compartidos entre dos átomos.
Características de los ácidos y bases en soluciones acuosas

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
22
Ácidos: ceden protones, tienen sabor agrio, tiñen de rojo el papel tornasol, tienen un pH de 1-6,
reaccionan con los metales formando sales y desprendiendo hidrógeno y con los hidróxidos forman sales
neutras.
2HF + 2Na H2 + 2NaF
ácido metal sal
Na(OH) + HNO3 NaNO3 + H2O
Base ácido sal agua
Características de las bases
Ganan protones de los ácidos, tienen sabor amargo, tiñen de azul el papel tornasol rojo, su pH es de 8-
14, tienen consistencia jabonosa, neutraliza loa ácidos.
Potencial de Hidrógeno o pH
Es la concentración de iones de H+ del agua pura. Se expresa de la siguiente manera:
PH = -log (H3O+
) o –log(H+
)
El agua tiene un pH = 7(neutra)
Escala del pH: Explica los valores del pH de distintas sustancias.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Ácido Neutra Básico
Aumenta Aumenta
Ácido fuerte: pH bajo Base fuerte: pH alto
Ácido débil: pH alto Base débil: pH bajo
Solución neutra H+ y OH- equilibrados.
Solución ácida H+ predomina
Solución básica OH- predomina
11. Química del Carbono
Estructura molecular de los compuestos del carbono
Introducción a la química orgánica
Los compuestos orgánicos como los inorgánicos, son de excepcional importancia para los organismos
vivos, como integradores del medio ambiente en que viven, o como formadores del medio interno que les
proporciona turgencia y su misma arquitectura, constituyendo ese complejo que en algún tiempo se
atribuyó a la "fuerza vital".
Desde el siglo XVII se dividió el estudio de la química en inorgánica o anorgánica y orgánica, con el
objeto de distinguirlas y facilitar su estudio dentro del medio natural.
La química orgánica es el estudio de los compuestos del carbono en cuanto a su composición,
propiedades, obtención, transformaciones y usos. Comprende un amplio campo de estudio en la
tecnología de productos como colorantes, drogas, azúcares, proteínas, grasas, insecticidas, fungicidas,
combustibles, licores, cosméticos, hormonas, medicamentos, aromatizantes, fibras textiles, etc.
Anteriormente, dichos productos se aislaban de fuentes animales o vegetales y por eso se les dio el
nombre de orgánicos, es decir sintetizados por los seres vivos, en la actualidad se producen en el
laboratorio y se conocen más de 7 millones de compuestos orgánicos diferentes, mientras que
inorgánicos sólo hay 300,000 compuestos (Ocampo, et al., 1999). La química orgánica o química del
carbono -como también se le denomina- por ser el carbono el elemento esencial de estos compuestos-
estudia al conjunto de sustancias cuyos elementos fundamentales e irremplazables son el carbono, el
hidrógeno y el oxígeno, e indispensables, el nitrógeno, el fósforo y el azufre. Con menor frecuencia

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
23
entran en su composición los halógenos y otros elementos como el magnesio, el sodio, el potasio, el
fierro, etcétera (Llera, 1984).
Diferencia entre compuestos orgánicos e inorgánicos.
En 1828, Federico Wóehler, preparo en su laboratorio una cantidad del compuesto inestable conocido
con el nombre de Cianato de Amonio; esta sustancia fue calentada y con gran sorpresa notó que se
había transformado en unos cristales blancos y sedosos. Rápidamente hizo unas pruebas: eran cristales
de Urea, la sustancia que se obtiene cuando se evapora la orina. Para Wóehler éste fue un cambio de lo
más sorprendente y enigmático, porque el Cianato de Amonio era un compuesto inorgánico que podía
prepararse en el laboratorio; mientras que la Urea era un compuesto orgánico, producto de la actividad
de un organismo vivo, la cual, de acuerdo con las teorías de la época, sólo podía prepararse por medio
de los procesos de los organismos vivos. Sin embargo Wóehler la había preparado en un tubo de ensayo.
Estos compuestos son idénticos a los inorgánicos o minerales y en su formación se cumplen las mismas
leyes. La barrera que separaba al mundo inorgánico del mundo orgánico fue eliminada con estos
descubrimientos. Es de preguntarse por qué en la actualidad se conserva la Química en dos secciones:
Inorgánica y Orgánica, siendo que han desaparecido las diferencias de origen que entre ellas se
hicieron. Algunas de las razones que se tienen para conservar la anterior división son las siguientes:
Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos
Orgánicos Inorgánicos
Tipo de enlace Predomina el enlace covalente Predomina el enlace iónico
Solubilidad Son solubles en solventes no polares
Por lo general son solubles en
agua
Puntos de fusión y
ebullición
Bajos puntos de fusión y ebullición
Presentan altos puntos de fusión
y ebullición
Velocidad de reacción
Por lo general, las reacciones son
lentas
Las reacciones son casi
instantáneas
Estructuras
Forman estructuras complejas, de
elevado peso molecular
No forman estructuras complejas
y sus pesos moleculares son
bajos
Isomería Fenómeno frecuente Fenómeno poco frecuente.
Tipos de fórmulas en química orgánica (condensada, semidesarrollada y desarrollada)
De acuerdo a la tetravalencia del carbono, los compuestos orgánicos se pueden representar mediante
tres tipos de fórmulas:
 Condensada o molecular.- La fórmula condensada es la que expresa en forma sintetizada los
átomos que intervienen en el compuesto.
 Semidesarrollada o de estructura.- La fórmula semidesarrollada como su nombre lo indica en
parte es condensada y en parte es desarrollada, utiliza una raya para representar el enlace
covalente que se forma entre los átomos de carbono.
 Desarrollada o gráfica. La fórmula desarrollada es la que nos indica el enlace entre todos los
átomos que forman la molécula del compuesto usando una raya para representarlos.
De estas fórmulas la más conveniente para representar las moléculas de los compuestos es la
semidesarrollada, por que la condensada se presta a isomerías, es decir a moléculas que teniendo el
mismo número y tipo de átomos varían en su estructura y por consiguiente en sus propiedades; la
desarrollada es muy laboriosa
Ejemplos de tipos de fórmulas
Condensada Semidesarollada Desarrollada
C2H6 CH3 – CH3

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
24
C3H8 CH3 – CH2 – CH3
Tipos de cadenas
El carbono con sus cuatro valencias, carece de tendencia para ganar o perder electrones y le es difícil
adquirir cargas positiva o negativa. Está considerado dentro del grupo de los elementos más
combinables, pudiéndolo hacer entre sí y formar largas cadenas, utilizando entre carbono y carbono
una, dos o tres valencias, o bien cerrar las cadenas para estructurar cadenas cíclicas.
Por todas estas características, al combinarse entre sí, forma cadenas lineales o abiertas con
ramificaciones llamadas arborescencias o sin ellas, con una, dos o tres ligaduras entre carbono y
carbono. Estas cadenas son las que constituyen lo que se llama el "esqueleto" de los compuestos
orgánicos "acíclicos", para diferenciarlos de los "cíclicos" o de cadena cerrada, cuyos eslabones forman
ciclos que pueden estar cerrados por un carbono u otro elemento diferente.
HIDROCARBUROS
Son compuestos constituidos exclusivamente por carbono e hidrógeno.
Pueden ser:
a) Acíclicos: Son hidrocarburos de cadenas carbonadas abiertas. Existen dos tipos de cadenas
abiertas:
- Cadenas lineales: los átomos de carbono pueden escribirse en línea recta.
Ejemplo:
- Cadenas ramificadas: están constituidas por dos o más cadenas lineales enlazadas. La cadena
lineal más importante se denomina cadena principal; las cadenas que se enlazan con ella se
llaman radicales.
Ejemplo:
b) Cíclicos: Son hidrocarburos de cadenas carbonadas cerradas, formadas al unirse dos átomos
terminales de una cadena lineal. Las cadenas carbonadas cerradas reciben el nombre de ciclos.
Ejemplo:
Existen hidrocarburos policíclicos, constituidos por varios ciclos unidos entre sí.
Ejemplo:
En el cuadro de la página anterior se encuentran clasificados los hidrocarburos en función del tipo de
enlace que tienen: simple, doble o triple. Los hidrocarburos correspondientes se llaman,
respectivamente, alcanos, alquenos y alquinos.
HIDROCARBUROS SATURADOS, PARAFINAS O ALCANOS
Se llaman hidrocarburos saturados o alcanos los compuestos constituidos por carbono e hidrógeno, que
son de cadena abierta y tienen enlaces simples.
Alcanos de cadena lineal

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
25
Su fórmula empírica es CnH2n+2, siendo n el número de átomos de carbono. Forman series homólogas,
conjuntos de compuestos con propiedades químicas similares y que difieren en el número de átomos de
carbono de la cadena.
Ejemplo:
Según las normas IUPAC, para nombrar los alcanos lineales se consideran dos casos:
1. Los cuatro primeros compuestos reciben los nombres siguientes:
2. Los compuestos siguientes se nombran utilizando como prefijos los numerales griegos que
indican el número de átomos de carbono de la cadena, añadiéndoles la terminación ano, que es
genérica y aplicada a todos los hidrocarburos saturados (de ahí el nombre de alcanos).
Ejemplos:
Los compuestos siguientes de la serie se llaman tetradecano (14), pentadecano (15), hexadecano (16),
heptadecano (17), octadecano (18), nonadecano (19), eicosano (20), eneicosano (21), docosano (22),
tricosano (23), tetracosano (24)..., triacontano (30)..., tetracontano (40), etc.
Isomería
Se presenta cuando dos compuestos tienen el mismo número de átomos de CnHn, pero presenta
estructuras internas o configuración del esqueleto diferentes. Ejemplo: C4H10
ButanoCH3 – CH2 – CH2 – CH3 Isobutano o 2, metil propano CH3 – CH2 – CH3
CH3
Isomería de lugar:
Se da en el enlace doble y triple. Ejemplo: C5H10
CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH2 CH3 – CH2 – CH = CH – CH3
1 penteno 2 penteno

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
26
HIDROCARBUROS CON DOBLES ENLACES, OLEFINAS O ALQUENOS
Son hidrocarburos que presentan uno o más dobles enlaces entre los átomos de carbono. La fórmula
general, para compuestos con un solo doble enlace, es CnH2n.
Ejemplo:
Alquenos con un solo doble enlace
Se nombran según las siguientes normas:
- Se elige la cadena más larga que contiene al doble enlace y se sustituye la terminación ano por
eno.
- Se numera la cadena a partir del extremo más próximo al doble enlace. El localizador de éste es
el menor de los dos números que corresponden a los dos átomos de carbono unidos por el doble
enlace.
- La posición del doble enlace o instauración se indica mediante el localizador correspondiente
que se coloca delante del nombre.
Ejemplo:
- Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el
doble enlace. La numeración se realiza de tal modo que al átomo de carbono con doble enlace le
corresponda el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.
Alquenos con un solo doble enlace
Se nombran según las siguientes normas:
- Se elige la cadena más larga que contiene al doble enlace y se sustituye la terminación ano por
eno.
- Se numera la cadena a partir del extremo más próximo al doble enlace. El localizador de éste es
el menor de los dos números que corresponden a los dos átomos de carbono unidos por el doble
enlace.
- La posición del doble enlace o instauración se indica mediante el localizador correspondiente
que se coloca delante del nombre.
Ejemplo:
- Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el
doble enlace. La numeración se realiza de tal modo que al átomo de carbono con doble enlace le
corresponda el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.
Alquenos con varios dobles enlaces
- Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace, se utilizan para nombrarlo las
terminaciones: -adieno, -atrieno, etc., en lugar de la terminación eno*. Se numera la cadena
asignando a los carbonos con doble enlace los localizadores más bajos que se pueda.
Ejemplo:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
27
- Si el compuesto contiene radicales, estos se nombran como en los alcanos, eligiendo como
cadena principal del hidrocarburo la que contenga el mayor número de dobles enlaces, aunque
no sea la más larga.
Ejemplos:
Las verdaderas terminaciones son -dieno, -trieno, etc. Se incluye en ellas la letra “a” para evitar nombres
de fonética desagradable.
HIDROCARBUROS CON TRIPLES ENLACES, ACETILENOS O ALQUINOS
Son hidrocarburos que presentan uno o más triples enlaces entre los átomos decarbono. La fórmula
general, para compuestos con un sólo triple enlace, es CnH2n-2.
Ejemplo:
Alquinos con un solo triple enlace
Se nombran de acuerdo con las siguientes normas:
- Se elige la cadena más larga del hidrocarburo que contiene el triple enlace y se coloca la
terminación ino.
- Se numera la cadena a partir el extremo más próximo al triple enlace.
- La posición de éste se indica mediante el localizador correspondiente, que será el menor de los
dos números asignados a los dos átomos de carbono unidos por el triple enlace. El localizador se
coloca delante del nombre.
Ejemplo:
- Si hay radicales, se toma como cadena principal la cadena más larga que contenga el triple
enlace. La numeración se realiza de modo que corresponda al átomo de carbono con triple
enlace el localizador más bajo posible. Los radicales se nombran como en los alcanos.
Ejemplos:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
28
HIDROCARBUROS CÍCLICOS
Son hidrocarburos de cadena cerrada. Según tengan o no instauraciones, se clasifican en:
- Hidrocarburos monocíclicos saturados (cicloalcanos).
- Hidrocarburos monocíclicos no saturados (cicloalquenos y cicloalquinos).
Hidrocarburos monocíclicos no saturados
Los átomos de carbono del hidrocarburo cíclico están unidos por enlaces sencillos. Responden a la
fórmula general CnH2n. Se nombran anteponiendo el prefijo ciclo al nombre del alcano de cadena
abierta de igual número de átomos de carbono. Ejemplos:
También se representan así:
HIDROCARBUROS AROMÁTICOS
Son compuestos cíclicos que guardan estrecha relación con el benceno (C6H6). Recibieron este nombre
porque la gran mayoría de ellos poseen olores fuertes y penetrantes. En la actualidad, el término
aromático expresa que el compuesto es más estable de lo esperado, es decir, menos reactivo. El nombre
genérico de los hidrocarburos aromáticos es areno y los radicales derivados de ellos se llaman arilo. El
benceno es la base de estos compuestos; su fórmula se expresa de uno de estos tres modos:
• Los compuestos aromáticos que tienen sustituyentes se nombran anteponiendo los nombres de los
radicales a la palabra benceno. Ejemplos:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
29
• Cuando hay dos sustituyentes, su posición relativa se indica mediante los números 1,2 , 1,3 y 1,4 , o
mediante los prefijos orto (o), meta (m) y para (p), respectivamente. Ejemplos:
ALCOHOLES Y FENOLES
Los alcoholes pueden considerarse derivados de los hidrocarburos al sustituir un átomo de hidrógeno
por el grupo -OH (hidroxilo).
- Si el hidrocarburo es alifático, da lugar a los alcoholes. Ejemplo:
- Si el hidrocarburo es aromático, se obtienen los fenoles. En sentido estricto, el fenol debería
llamarse bencenol. Ejemplo:
ALCOHOLES
El grupo funcional es el -OH (hidroxilo). La fórmula general es R-OH. El radical R procede de un
hidrocarburo alifático. Puede ser radical alquilo, alquenilo o alquinilo. La fórmula general para un alcohol
saturado con un solo grupo hidroxilo es CnH2n+1OH. Pueden existir alcoholes con varios grupos
hidroxilo: son los polialcoholes.
Alcoholes con un solo grupo funcional
Estos alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, según esté unido el grupo funcional (-
OH)a un carbono primario, secundario o terciario1
. Para nombrar los alcoholes se considera que se ha
sustituído un átomo de hidrógeno de un hidrocarburo por un radical -OH, el alcohol así obtenido se
nombra añadiendo la terminación ol al hidrocarburo de que procede. Ejemplo:
Si el alcohol es secundario o terciario, se numera la cadena principal de tal modo que corresponda al
carbono unido al radical -OH el localizador más bajo posible.
La función alcohol tiene preferencia al numerar sobre las instauraciones y sobre los radicales.
Ejemplos:
1
Los átomos de carbono pueden ser: primarios, secundarios, terciarios o cuaternarios según estén unidos, respectivamente, a uno, dos,
tres o cuatro átomos de carbono. (No pueden existir, lógicamente, alcoholes cuaternarios).

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
30
LOS ALDEHÍDOS
Los aldehídos son cada uno de los compuestos orgánicos que contienen el grupo carbonilo (CO) y que
responden a la fórmula general
Donde R es un átomo de hidrógeno (es el caso del metanal) o un radical hidrocarbonado alifático
o aromático.
Los aldehídos son aquellos compuestos caracterizados por la presencia de uno o más grupos carbonilo
en posición terminal. La cadena principal debe contener al carbono del grupo carbonilo. Si hay dos
grupos carbonilos, la cadena principal deberá contener a ambos. Se le dará el numero uno al carbono
del grupo carbonilo. El sufijo a utilizar es al, o dial si hubiera dos grupos carbonilo, uno al principio y otro
al final de la cadena carbonada.
Nomenclatura de los aldehídos.
Para nombrar a los aldehídos se cambia la terminación o de los alcanos por al para denotar la presencia
de un aldehído. El grupo carbonilo de los alcanales o aldehídos siempre está al final de la cadena. Este
hecho lo hace química y físicamente diferente a las cetonas, por eso se considera como un grupo
funcional aparte El hidrógeno vecino al oxígeno es fácilmente oxidable y esta es una de las principales
diferencias entre estas dos familias de compuestos Como este grupo funcional siempre está al final de la
cadena no se usan números localizadores.
Propiedades físicas.
No es de sorprender que los aldehídos y las cetonas se asemejen en la mayoría de sus propiedades
como consecuencia de poseer el grupo carbonilo. Sin embargo, en los aldehídos el grupo carbonilo esta
unido a un átomo de hidrógeno, mientras que en las cetonas se une a dos grupos orgánicos. Esta
diferencia estructural afecta a sus propiedades de dos formas fundamentales: Los aldehídos se oxidan
con facilidad mientras que las cetonas lo hacen con dificultad Los aldehídos suelen ser más reactivos
que las cetonas en adiciones nucleofílicas, que es la reacción más característica de este tipo de
compuestos.
Los aldehídos son compuestos de fórmula general R-CHO. Este compuesto tiene una amplia aplicación
tanto como reactivos y disolventes así como su empleo en la fabricación de telas, perfumes, plásticos y
medicinas. En la naturaleza se encuentran ampliamente distribuidos como proteínas, carbohidratos y
ácidos nucleicos tanto en el reino animal como vegetal, controlando el proceso para evitar que el
aldehído pase a ácido.
CETONAS
Son cada uno de los compuestos orgánicos que contienen el grupo carbonilo (CO) y que responden a la
fórmula general R—CO—R¢, en la que R y R¢ representan radicales orgánicos y donde los grupos R y R´
pueden ser alifáticos o aromáticos.
Nomenclatura de las cetonas
Para nombrar las cetonas tenemos dos alternativas:

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
31
- El nombre del hidrocarburo del que procede terminado en -ona .Como sustituyente debe
emplearse el prefijo oxo-.
- Citar los dos radicales que están unidos al grupo carbonilo por orden alfabético y a continuación
la palabra cetona.
Propiedades físicas
Los compuestos carbonílicos presentan puntos de ebullición más bajos que los alcoholes de su mismo
peso molecular .No hay grandes diferencias entre los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas de
igual peso molecular. Los compuestos carbonílicos de cadena corta son solubles en agua y a medida que
aumenta la longitud de la cadena disminuye la solubilidad.
El grupo funcional de las cetonas es:
R
|
C=O
|
' R
Al grupo carbonilo se debe la disolución de las cetonas en agua. Son compuestos relativamente
reactivos, y por eso resultan muy útiles para sintetizar otros compuestos; también son productos
intermedios importantes en el metabolismo de las células. Se obtienen a partir de los alcoholes
secundarios.
La cetona más simple, la propanona o acetona, CH3COCH3, es un producto del metabolismo de las
grasas, pero en condiciones normales se oxida rápidamente a agua y dióxido de carbono. Sin embargo,
en la diabetes mellitus la propanona se acumula en el cuerpo y puede ser detectada en la orina. Otras
cetonas son el alcanfor, muchos de los esteroides, y algunas fragancias y azúcares.
ÉTERES.
Los éteres poseen un átomo de oxígeno unido a dos cadenas alquílicas que pueden ser iguales o
diferentes. El más conocido es el éter dietílico que se empleaba como agente anestésico en operaciones
quirúrgicas.
Los éteres se nombran colocando el nombre de las dos cadenas alquílicas que se encuentran unidas al
átomo de oxígeno, una a continuación de la otra, y, finalmente, se añade la palabra éter.
AMINAS.
Son compuestos que poseen el grupo amino en su estructura. Se consideran compuestos derivados del
amoníaco, por tanto, presentan propiedades básicas. También pueden clasificarse como primarias,
secundarias o terciarias, según el grado de sustitución del átomo de nitrógeno.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
32
Tradicionalmente las aminas se nombran colocando los nombres de los radicales en orden alfabético
seguido de la terminación AMINA.
En la actualidad se emplea otro sistema para nombrar a las aminas. Este sistema consiste en:
1. Identificar la cadena principal como aquella que contiene mayor número de átomos de carbono y
además contiene el grupo amino.
2. Colocar la terminación AMINA al final del nombre del hidrocarburo que constituye el esqueleto de
la cadena principal.
3. Para localizar el grupo amino dentro de la cadena principal se utiliza el número del carbono que
está unido directamente al nitrógeno y este número o localizador se coloca delante del nombre de
la terminación AMINA.
4. Si la amina es secundaria o terciaria, se dan los nombres de los radicales alquilo que están unidos
al nitrógeno precedidos de la letra N en cursiva para indicar que dichos grupos están unidos al
nitrógeno y no a un carbono
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS.
Estos compuestos se caracterizan por poseer en su estructura al grupo funcional carboxilo (-COOH).
Muchos ácidos carboxílicos simples reciben nombres no sistemáticos que hacen referencia a las fuentes
naturales de las cuales proceden. Por ejemplo, el ácido fórmico se llama así porque se aisló por primera
vez de las hormigas (formica en latín). El ácido acético, que se encuentra en el vinagre, toma su nombre
de la palabra acetum, "ácido". El ácido propiónico da el aroma penetrante a algunos quesos y el ácido
butírico es el responsable del olor repulsivo de la mantequilla rancia.
Al igual que los aldehídos y cetonas, los ácidos carboxílicos de bajo peso molecular son muy polares y,
por tanto, muy solubles en agua. El grupo ácido (-COOH) se halla siempre en uno o ambos extremos de la
cadena y se nombran con la terminación -OICO.
Ésteres.
Los esteres se consideran como el resultado de la condensación entre un ácido carboxílico y un alcohol.
Los ésteres de bajo peso molecular, como el acetato de butilo (CH3COOBu) y el acetato etilo (CH3COOEt)
se emplean como disolventes industriales, especialmente en la preparación de barnices.
El olor y sabor de muchas frutas se debe a la presencia de mezclas de ésteres. Por ejemplo, el olor del
acetato de isoamilo recuerda al de los plátanos, el propionato de isobutilo al del ron, etc.

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
33
Se nombran de la siguiente manera: nombre del ácido del que deriva con la terminación –ato de +
nombre del radical que sustituye al H del ácido correspondiente con la terminación –ilo
Amidas.
Las amidas se pueden obtener por reacción entre un ácido carboxílico y una amina, que puede ser
primaria o secundaria. La estructura de algunas amidas simples, como la acetamida y la propanamida,
se indica a continuación
Se nombran cambiando la terminación -o del hidrocarburo correspondiente por la terminación –AMIDA
Macromoléculas
Las macromoléculas son moléculas que tienen una masa molecular elevada, formada por un gran
número de átomos. Generalmente podemos describirlas como la repetición de una o unas pocas
unidades mínimas (monómeros), formando los polímeros. A menudo el término macromolécula se refiere
a las moléculas que contienen más de 100 átomos. Pueden ser tanto orgánicas como inorgánicas, y se
encuentran algunas de gran relevancia en el campo de la bioquímica, al estudiar las biomoléculas.
Dentro de las moléculas orgánicas sintéticas encontramos a los plásticos.
Carbohidratos
Son una clase básica de compuestos químicos en bioquímica. Son la forma biológica primaria de
almacén o consumo de energía; otras formas son las grasas y las proteínas. Están compuestas en su
mayor parte por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno. Los carbohidratos se descomponen en los
intestinos para dar glucosa C6H12O6, que es soluble en la sangre y en el cuerpo humano se conoce como
azúcar de la sangre. La glucosa es transportada por la sangre a las células, donde reacciona con O2 en
una serie de pasos para producir finalmente CO2(g), H2O(l) y energía.
Tipos de carbohidratos.
 Monosacáridos. No pueden hidrolizarse.
 Disacáridos. Al hidrolizarse producen dos monosacáridos.
 Oligosacáridos. Al hidrolizarse producen de tres a diez moléculas de monosacáridos.
 Polisacáridos. Al hidrolizarse producen más de diez moléculas de monosacáridos.
Función de los carbohidratos
Los carbohidratos desempeñan diversas funciones, siendo las de reserva energética y formación de
estructuras las dos más importantes; pero, ¿cuál es su verdadera función? la función de estos "hidratos
de carbono" es mantener la actividad muscular, la temperatura corporal, la tensión arterial, el correcto
funcionamiento del intestino y la actividad neuronal.
Metabolismo de carbohidratos
Los carbohidratos representan las principales moléculas almacenadas como reserva en los seres vivos
junto con los lípidos. Los glúcidos son las principales sustancias elaboradas en la fotosíntesis y son
almacenados en forma de almidón en cantidades elevadas en las plantas. El producto equivalente en los
animales es el glucógeno, almacenado también en cantidades importantes en el músculo y en el hígado.
En el músculo proporciona una reserva que puede ser inmediatamente utilizada como fuente de energía
para la contracción muscular y en el hígado sirve como reservorio para mantener la concentración de
glucosa en sangre. Al contrario que los carbohidratos, los lípidos sirven para almacenar y obtener

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
34
energía a más largo plazo. Aunque muchos tejidos y órganos animales pueden usar indistintamente los
carbohidratos y los lípidos como fuente de energía, otros, principalmente los eritrocitos y el tejido
nervioso (cerebro), no pueden catalizar los lípidos y deben ser continuamente abastecidos con glucosa.
Los monosacáridos son los productos digestivos finales de los glúcidos que ingresan a través de la
circulación portal al hígado donde, alrededor del 60%, son metabolizados. En el hígado, la glucosa
también se puede transformar en lípidos que se transportan posteriormente al tejido adiposo.
Lípidos
Los lípidos son biomoléculas orgánicas formadas básicamente por carbono e hidrógeno y generalmente
también oxígeno; pero en porcentajes mucho más bajos. Además pueden contener también fósforo,
nitrógeno y azufre.
Es un grupo de sustancias muy heterogéneas que sólo tienen en común estas dos características:
 Son insolubles en agua
 Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.
Clasificación de los lípidos
Los lípidos se clasifican en dos grupos, atendiendo a que posean en su composición ácidos grasos
(lípidos saponificables) o no lo posean (lípidos insaponificables)
I. Líquidos saponificables
A. Simples
1. Acilglicéridos.
2. Céridos
B. Complejos
1. Fosolípidos
2. Glucolípidos
II. Lípidos insaponificables
A. Terpenos.
B. Esteroides.
C. Prostaglandinas.
Proteínas
Las proteínas son compuestos químicos muy complejos que se encuentran en todas las células vivas: en
la sangre, en la leche, en los huevos y en toda clase de semillas y pólenes. Hay ciertos elementos
químicos que todas ellas poseen, pero los diversos tipos de proteínas los contienen en diferentes
cantidades. En todas se encuentran un alto porcentaje de nitrógeno, así como de oxígeno, hidrógeno y
carbono. En la mayor parte de ellas existe azufre, y en algunas fósforo y hierro.
Las proteínas son sustancias complejas, formadas por la unión de ciertas sustancias más simples
llamadas aminoácidos, que los vegetales sintetizan a partir de los nitratos y las sales amoniacales del
suelo. Los animales herbívoros reciben sus proteínas de las plantas; el hombre puede obtenerlas de las
plantas o de los animales, pero las proteínas de origen animal son de mayor valor nutritivo que las
vegetales. Esto se debe a que, de los aminoácidos que se conocen, que son veinticuatro, hay nueve que
son imprescindibles para la vida, y es en las proteínas animales donde éstas se encuentran en mayor
cantidad.
El valor químico (o "puntuación química") de una proteína se define como el cociente entre los
miligramos del aminoácido limitante existentes por gramo de la proteína en cuestión y los miligramos del
mismo aminoácido por gramo de una proteína de referencia. El aminoácido limitante es aquel en el que el
déficit es mayor comparado con la proteína de referencia, es decir, aquel que, una vez realizado el
cálculo, da un valor químico mas bajo. La "proteína de referencia" es una proteína teórica definida por la
FAO con la composición adecuada para satisfacer correctamente las necesidades proteicas. Se han
fijado distintas proteínas de referencia dependiendo de la edad, ya que las necesidades de aminoácidos
esenciales son distintas. Las proteínas de los cereales son en general severamente deficientes en lisina,
mientras que las de las leguminosas lo son en aminoácidos azufrados (metionina y cisteina). Las
proteínas animales tienen en general composiciones más próximas a la considerada ideal.
El valor químico de una proteína no tiene en cuenta otros factores, como la digestibilidad de la proteína o
el hecho de que algunos aminoácidos pueden estar en formas químicas no utilizables. Sin embargo, es el

CENEVAL 2015
MEDICINA-QUIMICA
35
único fácilmente medible. Los otros parámetros utilizados para evaluar la calidad de una proteína
(coeficiente de digestibilidad, valor biológico o utilización neta de proteína) se obtienen a partir de
experimentos dietéticos con animales o con voluntarios humanos.
Estructura
La organización de una proteína viene definida por cuatro niveles estructurales denominados: estructura
primaria, estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria. Cada una de estas
estructuras informa de la disposición de la anterior en el espacio. El orden, o secuencia de los
aminoácidos a lo largo de una cadena proteínica constituye su estructura primaria. Esta confiere a la
proteína si identidad individual. Un cambio de incluso un aminoácido puede alterar las características
bioquímicas de la proteína.
Las cadenas de los seres vivos no son simplemente cadenas flexibles con formas al azar. Por el
contrario, las cadenas se enrollan o se alargan de modos específicos. La estructura secundaria de una
proteína se refiere a la orientación de los segmentos de la cadena proteínica de acuerdo con el patrón
regular. Existen dos tipos de estructura secundaria:
 hélice α (alfa).- Esta estructura se forma al enrollarse helicoidalmente sobre sí misma la
estructura primaria. Se debe a la formación de enlaces de hidrógeno entre el -C=O de un
aminoácido y el -NH- del cuarto aminoácido que le sigue
 La conformación β (beta).- En esta disposición los aminoácidos. No forman una hélice sino una
cadena en forma de zigzag, denominada disposición en lámina plegada.
La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un polipéptido al
plegarse sobre sí misma originando una conformación globular.

284136099 quimica-ceneval-2015

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a 284136099 quimica-ceneval-2015

Similar a 284136099 quimica-ceneval-2015 (20)

Último

Último (20)

284136099 quimica-ceneval-2015